TEMA 2 2DA PARTE ESTEQUIOMETRÍA.

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1 TEMA 2 2DA PARTE ESTEQUIOMETRÍA

2 CONCEPTO DE ESTEQUIOMETRÍA
Estequiometría, estudio de las proporciones ponderales o volumétricas en una reacción química. La palabra estequiometría fue establecida en 1792 por el químico alemán Jeremias B. Richter para designar la ciencia que mide las proporciones según las cuales se deben combinar los elementos químicos.

3 ESTEQUIOMETRÍA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA
   Cálculos con moles.    Cálculos con masas.    Cálculos con volúmenes en condiciones normales. Cálculos con volúmenes en condiciones no normales.    Cálculos con reactivo limitante.    Cálculos con reactivos en disolución.

4 ESTEQUIOMETRÍA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA
Es la proporción en moles en la que se combinan los distintos reactivos y en la que se forman los distintos productos de la reacción (TEÓRICO – LABORATORIO O REAL) Una vez determinado el número de moles de reactivos y productos (ajuste de la reacción) se puede hacer el cálculo en masa (gramos) o en volumen (litros) en el caso de gases o disoluciones.

5 PESO ATÓMICO ABSOLUTO Y PESO ATÓMICO RELATIVO
POR EJEMPLO A – ABSOLUTO: Representa la masa real que posee el átomo, esta función de las partículas subatómicas A – RELATIVO: Representa la masa que tiene un elemento respecto a otro elemento. Hoy en día se toma al Carbón

6 PESOS MOLECULARES PM ABSOLUTO = SUMA DE LOS A ABSOLUTOS
PM RELATIVO = SUMA DE LOS A RELATIVOS (TABLA PERIÓDICA) AGUA – H H = 2 1 O = 16 PM = 18 (g/mol)

7 LEY DE AVOGADRO En 1811 formuló la ley que hoy lleva su nombre, y que tardó casi 40 años en ser aceptada de forma AMEDEO AVOGADRO Conde de Quregna e Ceretto

8 LEY DE AVOGADRO Ley fundamental en química que establece que bajo idénticas condiciones de temperatura y presión, volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas (o átomos)

9 Nº de Avogadro o Constante de Avogadro
Representa fundamentalmente la cantidad de átomos y moléculas por mol de sustancia. Su valor establecido es de aproximadamente 6, x 1023

10 MOL DE ÁTOMOS (mol-át) ÁTOMOS GRAMOS (át-g)
Representa la masa de un átomo expresada en gramos y numéricamente igual a su peso atómico. Por ejemplo: 1 mol-át o 1 at-g de S tiene 32 gramos A = 1 mol-át 1 át-g 6, *1023 átomos

11 MOL O MOLÉCULA GRAMO (mol)
representa la cantidad de un compuesto expresada en gramos y numéricamente igual a su peso molecular Por ejemplo: PM del H2SO4= 98 (g/mol) ó 98 gramos de H2SO4 P.M. = 1 mol 6, *1023 moléculas

12 Volumen molar Se ha encontrado experimentalmente que en condiciones normales: C.N.: 0oC= 273,15°K 1 atmósfera de presión =760 torricelli) o estándar un mol de cualquier gas ocupa aproximadamente 22,414

13 DENSIDAD Masa de un cuerpo por unidad de volumen o
La cantidad de una cualidad intrínseca de una sustancia por unidad de volumen. Esta cualidad puede ser su masa, su carga eléctrica o su energía

14 TIPOS DE DENSIDADES DENSIDAD DENSIDAD ABSOLUTA DE LOS GASES
DENSIDAD RELATIVA PESO ESPECÍFICO

15 Reacciones con reactivo limitante
ALGUNOS CÁLCULOS Reacciones con reactivo limitante Hay veces que nos dan más de una cantidad de reactivos y/o productos. En estos casos, uno de los reactivos quedará en exceso y no reaccionará todo él. El otro reactivo se consume totalmente y se denomina reactivo limitante, ya que por mucho que haya del otro no va a reaccionar más.

16 ALGUNOS CÁLCULOS El rendimiento en las reacciones químicas.
En casi todas las reacciones químicas suele obtenerse menor cantidad de producto dela esperada a partir de los cálculos estequiométricos. Esto se debe a: Perdida de material al manipularlo. Condiciones inadecuadas de la reacción. Reacciones paralelas que formas otros productos. Se llama rendimiento a: mproducto (obtenida) Rendimiento = ———————— · mproducto (teórica)

17 ALGUNOS CÁLCULOS RIQUEZA
Se llama riqueza al % de sustancia pura que tiene la muestra. La mayor parte de las sustancias no suelen encontrarse en estado puro. m (sustancia pura) riqueza = ———————— · m (muestra)

18 fin

19 EJEMPLO ELEVACIÓN ABSOLUTA CON RESPECTO AL NIVEL DEL MAR (O METROS)
VOLCAN CHIMBORAZO 6310 m.s.n.m. 400 m ELEVACIÓN RELATIVA CIMA DEL VOLCAN CON RESPECTO DE LA PLANICIE 1000 m. CON RELACIÓN A LA LADERA 400 m. 1000 m

20 VALORES TEÓRICOS VALORES DE LABORATORIO O REALES
VALORES TEÓRICOS: Se relacionan a los datos obtenidos a partir de los pesos atómicos o pesos moleculares. PM del H2SO4= 98 (g/mol) ó 98 gramos de H2SO4 VALORES REALES O PRÁCTICOS: Se relacionan a los datos obtenidos en laboratorio en campo (datos propios). 10 gramos de H2SO4

21 MOL Mol, unidad básica del S I, definida como la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas) como átomos hay en 0,012 kg (12 g) de carbono 12. Esa cantidad de partículas es aproximadamente de 6,0221 × 1023, el llamado número de Avogadro. Por tanto, un mol es la cantidad de cualquier sustancia cuya masa expresada en gramos es numéricamente igual a la masa atómica de dicha sustancia.